quimica do cotidiano

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MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO
Os estados físicos conhecidos são sólido, líquido, gasoso e plasma, conforme demonstra a figura 1, a seguir.
As mudanças de estados físicos dependem de fatores como temperatura e pressão, além dos tipos de substâncias, ou seja, se são puras ou misturas.
1) SUBSTÂNCIAS PURAS E MISTURAS
Para definir substâncias puras ou misturas, deve-se, primeiramente, compreender o conceito de componentes e elementos. De acordo com o dicionário, componente é parte constituinte de um sistema. Por exemplo, em uma garrafa de água mineral é possível identificar vários componentes (cloro, magnésio, cálcio, sódio, entre outros), ou seja, a água potável é considerada uma mistura, pois tem mais de um componente. Já a água destilada (ou deionizada) seria a água pura, ou seja, não existe nenhum outro componente diferente de água.
O fluxograma representado na figura 2, a seguir, demonstra a separação em substância pura ou mistura.
2) MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO
As mudanças de estado físico são as passagens de sólido para líquido, de líquido para gasoso e vice-versa, conforme consta na figura 3, a seguir. Essas mudanças são baseadas nos pontos (ou temperaturas) de fusão (PF) e ebulição (PE).
Esses pontos são as temperaturas em que as mudanças de estado físico são observadas, a pressão constante.
As modificações de estado físico recebem nomenclatura conforme a figura 4, a seguir.
Em relação à passagem de líquido para sólido, é possível identificar três nomenclaturas diferentes, que estão devidamente explicadas no quadro 1, a seguir.
	Nome
	Velocidade
	Exemplo
	 
	Evaporação
	Mais lenta (maior tempo)
	As roupas secando no varal, uma poça de água secando ou a água dos mares ou rios se transformando em nuvens.
	
Crédito: Brgfx/Shutterstock.
	Ebulição
	Intermediária
	Água na chaleira no fogão.
	
Crédito: Africa Studio/Shutterstock.
	Calefação
	Mais rápida
(menor tempo)
	Gotículas de água sobre uma chapa de ferro muito quente.
	
Crédito: Himchenko.e/Shutterstock.
Ainda existe a sublimação, que seria a mudança do estado sólido para o gasoso, ou de ordem inversa, do gasoso para o sólido, sem a passagem pelo estado líquido, como o exemplo do gelo seco demonstrado na figura 5, a seguir.
Crédito: Phloen/Shutterstock.
3) DIAGRAMA DE FASES
O diagrama de fases é um gráfico utilizado para indicar as condições de temperatura e pressão necessárias para se obter uma substância em determinado estado físico, conforme demonstrado na figura 6, a seguir, que representa o diagrama de fases de uma substância qualquer.
Crédito: Magnetix/Shutterstock.
Nesse gráfico, o ponto triplo indica a coexistência das três fases (sólido, líquido e gasoso); o ponto crítico seria uma condição de temperatura e pressão, em que, quando ultrapassada, a substância estaria no estado supercrítico; e os pontos sobre as linhas escuras significam a coexistência de fases.
Ao analisar o gráfico, é possível verificar que modificando apenas a pressão, ou apenas a temperatura, os estados físicos poderiam ser alterados.
LEIS FUNDAMENTAIS DA QUÍMICA
São duas as leis fundamentais da química: a Lei de Lavoisier (denominada de conservação de massa) e a Lei de Proust (denominada de proporções constantes).
1) LEI DE LAVOISIER – CONSERVAÇÃO DE MASSA
É possível que você já tenha ouvido a famosa frase que diz: “Na natureza, nada se cria, nada de perde, tudo se transforma”. Pois bem, essa frase é exatamente o enunciado da primeira lei, que na química é conhecida como conservação de massa.
Essa lei mostra que a massa dos reagentes deve ser igual à massa dos produtos em um sistema fechado.
Veja um exemplo: Imagine a reação de neutralizado do ácido clorídrico com o hidróxido de sódio, representada a seguir:
Se nessa reação tiver 3,65 g de ácido, 4 g da base, sendo produzidos 1,8 g de água, qual seria a massa de sal produzida? Bastaria somar a massa dos reagentes (3,65+4 = 7,65 g de reagentes) e a massa dos produtos (X, que se refere à massa do NaOH,+1,8 = 1,8 + X). Então, como a massa dos reagentes deve ser igual à massa dos produtos, é possível calcular o valor da massa do NaCl:
7,65 g = 1,8 + X
X = 7,65-1,8
X = 5,85 g de NaCl seria produzido
2) LEI DE PROUST – PROPORÇÕES CONSTANTES
A Lei de Proust é uma derivação da Lei de Lavoisier, mas modificando a proporção, como demonstra o quadro 2, a seguir.
A proporção do experimento I para o II é x10, a qual permanece para a reação toda. Então, ficaria:
H = 20x10 = 200 g; Y = 5x10 = 50 g; Z = 25x10 = 250 g
A proporção do experimento I para o II é x2, a qual permanece para a reação toda. Então, ficaria:
A = 10x2 = 20 g; B = 20x2 = 40 g; C = 25x2 = 50 g
CÁLCULO DE CONCENTRAÇÃO
1) PRINCÍPIO DE ARQUIMEDES E DENSIDADE
O princípio de Arquimedes mostra que o volume deslocado de um líquido, quando adicionado um sólido, é igual ao volume do sólido, conforme é mostrado na figura 7, a seguir.
Crédito: Fouad A. Saad/Shutterstock.
Realizando esse simples experimento, é possível determinar o volume de qualquer sólido, e sabendo sua massa se consegue calcular a densidade desse objeto pela fórmula: .
2) MISTURA DE SOLUÇÕES SEM REAÇÃO QUÍMICA
Quando se mistura soluções, sem reação química, temos a seguinte fórmula:
CmVm = C1V1 + C2V2 +...+CnVn
Na qual:
· C = concentração;
· V = volume.
Veja a definição da fórmula:
· Solução 1: C1 = m1/V1
Isolando a massa, ficaria: m1 = C1.V1
· Solução 2: C2 = m2/V2
Isolando a massa, ficaria: m2 = C2.V2
· Mistura: Cm= mm/Vm
Isolando a massa, ficaria: mm = Cm.Vm
A massa de soluto após a mistura será a somatória das massas das soluções, o seja, mm=m1+m2.
Substituindo as igualdades, chega-se à fórmula da mistura de soluções sem reação química: CmVm = C1V1 + C2V2.
3) PARTES POR MILHÃO (PPM)
O prefixo ppm significa partes por milhão, ou seja, partes do soluto para um milhão (106) de partes de solução.
Padrões internacionais estabelecem que a quantidade máxima de mercúrio (Hg) na água seria de 5,0.10-4 mg de mercúrio (Hg) por grama de água. Essa quantidade máxima, expressa em ppm, seria 0,5 ppm.
Cálculos: Sabendo que mg/kg é igual a ppm, basta realizar as devidas transformações de unidades.
m (Hg) = 5,0.10-4 mg
m (H2O) = 1g = 0,001 kg ou 10-3 kg
Então: ppm = 5,0.10-4 mg / 10-3 kg = 5,0.10-1 mg/kg = 0,5 ppm.
PILHAS
Pilhas são dispositivos que transformam a energia química em energia elétrica. Envolve reações de oxirredução, ou seja, de oxidação e de redução, e com essa reação, que se baseia na perda e ganho de elétrons, gera a corrente elétrica.
1) PILHA DE DANIELL
A pilha de Daniell é aquela com eletrodos de cobre e zinco. Para calcular a sua diferença de potencial (ddp) é necessário ter a tabela de potenciais-padrão da figura 8, a seguir.
Para a pilha de Daniell serão necessárias as seguintes semirreações da tabela:
Cu+2 + 2e → Cu      Eº = +0,34V
Zn+2 + 2e → |n         Eº = -0,76V
As duas semirreações estão no sentido de redução, pois têm o nox diminuindo, ou seja, de +2 para 0 em ambos os casos. Como as pilhas são reação de oxirredução, então, uma deve oxidar e a outra reduzir, por isso, uma delas deve ser invertida.
Um macete é sempre inverter a de menor valor-padrão para as pilhas, ou seja, no caso da pilha de Daniell, inverte-se a de zinco, ficando, então:
Cu+2 + 2e → Cu      Eº = +0,34V
Zn→ Zn+2 + 2e         Eº = +0,76V
Agora, para se chegar à equação global da pilha, basta igualar a quantidade de elétrons, podendo multiplicar as semirreações por algum fator e depois somar as duas. Observação: caso você multiplique por algum valor, o potencial-padrão não deverá ser multiplicado, pois este é fixo.
Dessa forma, nessa pilha, temos:
· Equação global: Cu+2 + Zn → Cu+ Zn+2
· Diferença de potencial (ddf ou fem) = 1,10V
O fato de a somatória dos potenciais-padrão ter dado positivo, indica que a reação é espontânea, ou seja, produz energia ao invés de consumi-la. Esse é exatamente o objetivo de se utilizar uma pilha.
A figura 9, a seguir, representa a montagem da pilha de Daniell.
Crédito: Corbac40/Shutterstock.
ELETRÓLISE
O processo de eletrólise é praticamente o contrário da pilha, ou seja, éuma reação de oxirredução também, mas não é espontânea. Isso significa que consome energia e, além dessa diferença, tem a somatória dos potenciais- padrão com valor negativo, sendo, então, necessário inverter a semirreação de maior valor.
Existem dois tipos de eletrólise: a ígnea, que ocorre pelo aquecimento até a substância estar no estado líquido (fusão) sem a presença de água, e a aquosa, que ocorre pela adição de água e dissolução.
1) ÍGNEA
Vamos analisar o processo de eletrólise ígnea do cloreto de sódio (NaCl).
1.  Processo de fusão:
NaCl (s)→ Na+ + Cl-
2.  Montar as semirreações com os íons formados:
Na+ + 1e→ Na (s)
2Cl- → Cl2(g) + 2e
Identificar os produtos do cátodo e do ânodo:
· Cátodo – eletrodo de carga negativa na eletrólise;
· Ânodo – eletrodo de carga positiva na eletrólise.
Então:
2) AQUOSA
As etapas são as mesmas, porém, agora a água também entra na eletrólise, formando dois cátions e dois ânions, mas somente um de cada será escolhido.
1. Processo de fusão:
Nessa etapa devem ser selecionados os cátions e os ânions com maior facilidade de descarga de elétrons, como demonstrado na figura 10, a seguir.
Figura 10 – Ordem de descarga de ânions e cátions.
Fonte: O autor, 2020.
Dos ânions, o Cl- terá maior facilidade de descarga e, dos cátions, o H+.
2.  Montar as semirreações com os íons formados:
2H+ + 2e→ H2 (g)
2Cl- → Cl2(g) + 2e
· No ânodo se formará o gás cloro;
· No cátodo se formará o gás hidrogênio.
NA PRÁTICA
Alguns exercícios para reforçar assunto a seguir.
1. Misturou-se 1 L de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L e 1 L de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) 0,2 mol/L, obtendo-se uma nova solução aquosa com volume igual a 2 L. Com base nesses dados, determine corretamente a concentração em quantidade de matéria (em mol/L) da nova solução obtida.
2. (UFRN) Misturando-se 100 mL de uma solução aquosa 0,10 mol/L de NaCl com 100 mL de uma solução aquosa 0,1 molar de KCl, calcule as concentrações molares de Na+, K+ e Cl- após a mistura.
3. Considerando as reações de oxidação a seguir:
Cu(s) → Cu2+(aq)  + 2 e-    E°= - 0,34 V
Ag(s) → Ag+(aq)  + 1 e-   E°= - 0,80 V
Monte a equação global da reação espontânea e calcule o valor da força eletromotriz, em condições-padrão.
4. O cálcio reage com o oxigênio produzindo o óxido de cálcio, mais conhecido como cal virgem. Foram realizados dois experimentos, cujos dados constam na tabela a seguir de forma incompleta:
	 
	Cálcio +
	Oxigênio
	→ Cal virgem
	Primeira experiência
	40g
	X
	56g
	Segunda experiência
	Y
	32g
	Z
Calcule os valores de x, y e z com o auxílio das Leis de Lavoisier (lei de conservação das massas) e de Proust (lei das proporções constantes).